普通化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)課件

1、物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)第5章本章學(xué)習(xí)要求1. 了解原子核外電子運動的基本特征，掌握s、p、d軌道函數(shù)及電子云空間分布情況。2. 掌握核外電子排布的一般規(guī)律及其與元素周期表的關(guān)系。3. 了解化學(xué)鍵的本質(zhì)，掌握共價鍵鍵長、鍵角等概念。4. 掌握雜化軌道理論的要點，能應(yīng)用該理論說明一些分子的空間構(gòu)型。5. 了解分子間力和晶體結(jié)構(gòu)及對物理性質(zhì)的影響。5.1.1 波函數(shù)1. 光（微觀粒子）的波粒二象性20世紀(jì)初，愛因斯坦提出了質(zhì)能轉(zhuǎn)換關(guān)系： E = mc2光具有動量和波長，也即光具有波粒二象性。由于 E = hv, c = v hv = mc2 = mcv 所以 = h / mv = h / p式中， 為粒子波的

2、波長；h為普朗克常數(shù) : h =6.62610-34Js1 ，m為粒子的質(zhì)量， v為粒子的速率，p為粒子的動量。電子衍射實驗示意圖附圖5.1 電子衍射示意圖 1927年，粒子波的假設(shè)被電子衍射實驗所證實。定向電子射線晶片光柵衍射圖象 Davisson和Germer應(yīng)用Ni晶體進行電子衍射實驗，證實電子具有波動性。 波函數(shù) = n, l, m(r, , )n, l 和m的取值必須使波函數(shù)合理(單值并且歸一)。結(jié)果如下 n：非零正整數(shù)； l ：0到(n 1)之間的整數(shù)； m：0到 l 之間的整數(shù)。由于上述參數(shù)的取值是非連續(xù)的, 故被稱為量子數(shù)。 波函數(shù) （空間坐標(biāo)r, , 的函數(shù)）： 描述核外電子

3、運動狀態(tài)的數(shù)學(xué)表達(dá)式原子軌道： 波函數(shù)的空間圖像。 原子軌道的數(shù)學(xué)表達(dá)式就是波函數(shù)(1) 主量子數(shù) n：電子離核遠(yuǎn)近n 的取值：n = 1，2，3，量子數(shù)n = 1，2，3，4, 對應(yīng)于電子層K，L，M，N, (2) 角量子數(shù) l：原子軌道形狀l 的取值：l = 0,1,2,3, (n 1)l = 0,1,2,3 的原子軌道習(xí)慣上分別稱為s、p、d、f 軌道。(3) 磁量子數(shù) m：原子軌道空間取向 m 的取值: m = 0,1,2, l, 共可取2l + 1個值 確定原子軌道的伸展方向 P205-2、3、4題d 軌道, m=-2,-1,0,+1,+2有五個伸展方向(4) 自旋量子數(shù)ms 用波函

4、數(shù)n,l,m描述原子中電子的運動,習(xí)慣上稱為軌道運動,它由n, l, m三個量子數(shù)所規(guī)定,電子還有自旋運動，因而產(chǎn)生磁矩，電子自旋磁矩只有兩個方向。因此，自旋量子數(shù)的取值僅有兩個，分別為+1/2和-1/2，也常形象地表示為 和 。Electron spin visualized原子軌道的角度分布圖5.2.2 核外電子分布原理與方式原子核外電子的分布要服從以下規(guī)則： 泡里不相容原理：在同一個原子中,不允許兩個電子的四個量子數(shù)完全相同。即，同一個原子軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反。 能量最低原理：核外電子在原子軌道上的排布，必須盡量占據(jù)能量最低的軌道。 洪德規(guī)則：當(dāng)電子在n, l 相同的數(shù)個

5、等價軌道上分布時，每個電子盡可能占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行。當(dāng)相同能量的軌道為全充滿或半充滿的狀態(tài)時，能量較低。能級分組(n+0.7l)能級組能級組中的原子軌道元素數(shù)目周期數(shù)1.x11s212.x22s2p823.x33s3p834.x44s3d4p1845.x55s4d5p1856.x66s4f5d6p3267.x77s5f6d(未滿）未滿7把(n+0.7l)值的整數(shù)位相同的能級分為一組，得到如下表所示的能級分組。附表5.1 能級分組例5.1 碳原子(1s22s22p2)的兩個p電子在三個能量相同的2p軌道上如何分布？例5.2 寫出Z=24的鉻元素的電子排布式思考：29號元素的的電子排

6、布式如何？1s22s22p63s23p63d104s1外層電子的排布式，稱為特征電子構(gòu)型 P207-8例5.3 寫出26Fe原子的核外電子分布式和特征電子構(gòu)型以及Fe3+離子的特征電子構(gòu)型。元素周期表分區(qū) P205-7 207-31s2ns 2np1-6P區(qū)元素ns 1-2s區(qū)元素(n-1)d1-8ns2d區(qū)元素(n-1)d10ns1-2ds 區(qū)元素(n-2)f1-14ns2 f 區(qū)元素附圖5.6 元素分區(qū)原子半徑電離能化學(xué)鍵化學(xué)鍵可分為離子鍵、金屬鍵和共價鍵三種。離子鍵的本質(zhì)：異號離子之間的靜電引力。離子鍵的特征：沒有方向性， 沒有飽和性。金屬鍵的本質(zhì)：金屬離子與自由電子之間的庫侖引力。金屬

7、鍵的特點：沒有方向性， 沒有飽和性共價鍵是兩個原子共用成鍵電子對形成的，成鍵電子對可以由兩個原子共同提供，也可以由一個原子單獨提供（后者習(xí)慣上稱為配位鍵）思考：NaCl晶體中鈉離子與氯離子之間、金屬銅中銅原子與銅原子之間，H2O中氫原子與氧原子之間各有什么鍵？答：NaCl晶體中鈉離子與氯離子之間是離子鍵；金屬銅中銅與銅之間是金屬鍵，在水中， H2O分子中H原子與O原子之間存在共價鍵， H2O間存在分子間作用力和氫鍵。共價鍵的特性 P205-10 共價鍵具有方向性+除 s 軌道外，其它原子軌道均有方向性，要取得最大程度的重疊，成鍵的兩個軌道必須在有利的方向上。 共價鍵具有飽和性共價鍵的數(shù)目取決于

8、成鍵原子所擁有的未成對電子的數(shù)目。+附圖5.11 共價鍵方向性附圖5.12 共價鍵飽和性 共價鍵理論價鍵理論和分子軌道理論。價鍵理論（鍵和鍵）根據(jù)原子軌道不同的疊合方式，共價鍵可以分為鍵和鍵等。鍵原子軌道重疊部分沿著鍵軸呈圓柱形對稱，即原子軌道以“頭碰頭”方式重疊。s軌道總形成鍵，p軌道間只形成一個鍵。鍵原子軌道重疊部分對于通過鍵軸的一個平面呈鏡面反對稱，即原子軌道以“肩并肩”方式重疊。 鍵中原子軌道的重疊程度較小，因此鍵的強度一般不及鍵。鍵鍵圖5.15 s鍵和p鍵重疊方式示意圖圖5.16 氮分子中三鍵示意圖5. 分子軌道理論當(dāng)原子形成分子后，電子不再局限于原來的原子軌道，而是屬于整個分子的分

9、子軌道。 分子軌道由組成分子的原子軌道組合產(chǎn)生，組合前后軌道總數(shù)不變。 組合前后系統(tǒng)的總能量不變 組合前原子軌道中所有的電子在組合分子軌道中重新分布，分布法則與電子在原子軌道中的排布類似。分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論2) 雜化軌道的應(yīng)用sp雜化這些元素的特征電子構(gòu)型為ns2，按照價鍵理論，它們不能形成共價鍵。雜化軌道理論認(rèn)為，s軌道上的一個電子可以激發(fā)到p軌道上(所需的能量由成鍵后釋放的能量補償)，從而進行sp雜化形成2個等性sp雜化軌道。sp雜化軌道成鍵特征：圖5.18 sp雜化軌道兩個sp雜化軌道的夾角為180，分子空間構(gòu)型為直線型。例如 BeCl2, HgCl2, CO2, HCCH等雜

10、化軌道的應(yīng)用（續(xù)）sp2雜化在BCl3分子中，B原子的一個s軌道和兩個p軌道可以進行sp2雜化，形成3個等性sp2雜化軌道。三個軌道間的夾角為120。附圖5.15 sp2雜化軌道sp2雜化軌道成鍵特征：三個鍵處在同一個平面上，鍵角為120。sp2雜化軌道例子BX3, AlCl3, H2C=CH2BCl3和CH2CH2的空間構(gòu)型雜化軌道的應(yīng)用(續(xù))等性sp3雜化甲烷分子中C原子的一個s軌道和3個p軌道可以進行sp3雜化，形成4個等性sp3雜化軌道。4個軌道間的夾角為10928。每個鍵中，s成分占1/4，p成分占3/4。sp3雜化軌道成鍵特征：4個鍵指向正四面體的四個頂點，鍵角為10928。例如：

11、CH4, CX4, C(金剛石),SiC等。附圖5.16 sp3雜化軌道甲烷的空間構(gòu)型雜化軌道的應(yīng)用(續(xù)) P205-11sp3不等性雜化氨分子中N原子可以進行sp3雜化形成不等性sp3雜化軌道。N原子不等性sp3雜化軌道成鍵特征：其中有一個雜化軌道含有一對電子(孤對電子)，含孤對電子的軌道因內(nèi)部斥力較大而較胖，因此壓迫另3個軌道使鍵角小于10928。O原子和S原子也能進行不等性sp3雜化圖5.21 NH3和H2O分子的空間構(gòu)型示意圖5.3.3 分子間相互作用力范德華力包含：取向力、誘導(dǎo)力和色散力分子間作用力：分子間作用包括范德華力、氫鍵、疏水作用等，比化學(xué)鍵要弱得多。范德華力存在于所有分子中

12、。范德華力的特點：永遠(yuǎn)存在于分子間的弱相互作用； 短程力沒有方向性、沒有飽和性以色散力為主分子間作用力的應(yīng)用示例 P206-14例：鹵素單質(zhì)和鹵化氫的沸點(C)如下：說明理由。鹵素單質(zhì)：F2：-219.62；Cl2：-34.6；Br2：58.78；I2：184.35。鹵化氫：HF：19.5；HCl：-84.1；HBr：-67；HI：-35。解：鹵素單質(zhì)的分子間力是色散力，從大到小的順序為：I2, Br2, Cl2, F2，因此沸點從高到低的順序也是I2, Br2, Cl2, F2，鹵化氫是極性分子，除色散力外還有取向力和誘導(dǎo)力，但色散力是主要的。范德華力從高到低的順序應(yīng)是HI, HBr, HCl, HF，但由于HF中存在氫鍵，因此HF的沸點意外地高。 附圖5.19 氫鍵對氫化物沸點的影響晶體根據(jù)晶體點陣點